Molécula

En química, unha molécula^[1] (do novo latín molecula, que é un diminutivo da palabra moles, 'masa') é un grupo eléctricamente neutro e suficientemente estable de polo menos dous átomos nunha configuración definida, unidos por enlaces químicos fortes (covalentes ou iónicos).^{[2][3][4][5][6][7]} Neste estrito sentido, as moléculas diferéncianse dos ións poliatómicos. Na química orgánica e na bioquímica, o termo "molécula" utilízase de maneira menos estrita e aplícase tamén aos compostos orgánicos (moléculas orgánicas) e nas biomoléculas.

Representación esquemática dos átomos (bólas negras) e os enlaces moleculares (barras brancas-grises) dunha molécula de C ₆₀, é dicir, un composto formado por sesenta átomos de carbono.

Representación en 3D da molécula da sacarosa

Antes, definíase a molécula de forma menos xeral e precisa, como a máis pequena parte dunha substancia que podía ter existencia independente e estable conservando aínda as súas propiedades fisicoquímicas. De acordo con esta definición, podían existir moléculas monoatómicas. Na teoría cinética dos gases, o termo molécula aplícase a calquera partícula gasosa con independencia da súa composición. De acordo con esta definición, os átomos dun gas nobre consideraríanse moléculas aínda que se compoñen de átomos non enlazados.^[8]

Unha molécula pode consistir en varios átomos dun único elemento químico, como no caso do osíxeno diatómico (O₂), ou de diferentes elementos, como no caso da auga (H₂O). Os átomos e complexos unidos por enlaces non covalentes como os enlaces de hidróxeno e os enlaces iónicos non se adoitan considerar como moléculas individuais.

As moléculas como compoñentes da materia son comúns nas substancias orgánicas (e polo tanto na bioquímica). Tamén conforman a maior parte dos océanos e da atmosfera. Con todo, un gran número de substancias sólidas familiares, que inclúen a maior parte dos minerais que compoñen a codia, o manto e o núcleo da Terra, conteñen moitos enlaces químicos, pero non están formados por moléculas. Ademais, ningunha molécula típica pode ser definida nos cristais iónicos (sales) ou en cristais covalentes, aínda que estean compostos por celas unitarias que se repiten, xa sexa nun plano (como no grafito) ou en tres dimensións (como no diamante ou o cloruro de sodio ). Este sistema de repetir unha estrutura unitaria varias veces tamén é válida para a maioría das fases condensadas da materia con enlaces metálicos, o que significa que os metais sólidos tampouco están compostos por moléculas identificables. No vidro (sólidos que presentan un estado vítreo desordenado), os átomos tamén poden estar unidos por enlaces químicos sen que se poida identificar ningún tipo de molécula, pero tampouco existe a regularidade da repetición de unidades que caracteriza aos cristais.

A molécula máis sinxela que existe é a de hidróxeno gas, xa que está formada por dous átomos de hidróxeno, que é á súa vez o átomo máis sinxelo que existe por estar formado unicamente por un neutrón, un protón e un electrón xirando ó redor do núcleo formado polos dous primeiros.

As moléculas sofren entre si mesmas interaccións, e poden ser débiles ou fortes, sendo as primeiras debidas á polarización das moléculas debido a unha distribución desigual das cargas dentro dela (véxase forzas de van der Waals ou forzas de London), e son débiles debido a que moitas destas son soamente momentáneas. As segundas son debidas á electronegatividade dalgún dos átomos, que provoca á súa vez unha distribución desigual da carga e as atraccións conseguintes entre as moléculas. Todas estas interaccións son culpables de moitas das propiedades dos compostos químicos, coma por exemplo do punto de fusión ou de ebulición, que pode resultar máis alto do esperado analiticamente debido a que estas forzas están unindo continuamente ás moléculas que forman o composto.

Definición e os seus límites

De maneira menos xeral e precisa, definiuse molécula como a parte máis pequena dunha substancia química que conserva as súas propiedades químicas, e a partir da cal se pode reconstituír a substancia sen reaccións químicas. De acordo con esta definición, que resulta razoablemente útil para aquelas substancias puras constituídas por moléculas, poderían existir as "moléculas monoatómicas" de gases nobres, mentres que as redes cristalinas, sales, metais e a maioría de vidros quedarían nunha situación confusa.

As moléculas lábiles poden perder a súa consistencia en tempos relativamente curtos, pero se o tempo de vida medio é da orde dunhas poucas vibracións moleculares, estamos ante un estado de transición que non se pode considerar molécula. Actualmente, é posible o uso de láser pulsado para o estudo da química destes sistemas.

As entidades que comparten a definición das moléculas pero teñen carga eléctrica denomínanse ións poliatómicos, ións moleculares ou moléculas ion. Os sales compostos por ións poliatómicos clasifícanse habitualmente dentro dos materiais de base molecular ou materiais moleculares.

As partículas están formadas por moléculas. Unha molécula vén ser a porción de materia máis pequena que aínda conserva as propiedades da materia orixinal.As moléculas atópanse fortemente enlazadas coa finalidade de formar materia. As moléculas están formadas por átomos unidos por medio de enlaces químicos.

Descrición

A estrutura molecular pode ser descrita de diferentes formas. A fórmula molecular é útil para moléculas sinxelas, como H₂O para a auga ou NH₃ para o amoníaco. Contén os símbolos dos elementos presentes na molécula, así como a súa proporción indicada polos subíndices.

Para moléculas máis complexas, como as que se atopan comunmente en química orgánica, a fórmula química non é suficiente, e vale a pena usar unha fórmula estrutural ou unha fórmula esqueletal, as que indican graficamente a disposición espacial dos distintos grupos funcionais.

Cando se queren mostrar variadas propiedades moleculares, ou se trata de sistemas moi complexos como proteínas, ADN ou polímeros, utilízanse representacións especiais, como os modelos tridimensionais (físicos ou representados por computador). Nas proteínas, por exemplo, cabe distinguir entre estrutura primaria (orde dos aminoácidos), secundaria (primeiro pregamento en hélices, follas, xiros...), terciaria (pregamento das estruturas tipo hélice/folla/xiro para dar glóbulos) e cuaternaria (organización espacial entre os diferentes glóbulos).

Figura 1. Representacións do terpeno, atisano, 3D (centro esquerda) e 2D (dereita). No modelo 3D da esquerda, os átomos de carbono están representados por esferas grises; as brancas representan aos átomos de hidróxeno e os cilindros representan os enlaces. O modelo é unha representación da superficies molecular, coloreada por áreas de carga eléctrica positiva (vermello) ou negativa (azul). No modelo 3D do centro, as esferas azul claro representan átomos de carbono, as brancas de hidróxeno e os cilindros entre os átomos son os enlaces simples.

Tipos de moléculas

Segundo o número de átomos as moléculas clasifícanse en:

• Moléculas discretas: constituídas por un número ben definido de átomos, sexan estes do mesmo elemento (moléculas homonucleares, como o dinitróxeno ou o fulereno) ou de elementos distintos (moléculas heteronucleares, como a auga).

• 
  Molécula de dinitróxeno, o gas que é o compoñente maioritario do aire
• 
  Molécula de fulereno, terceira forma estable do carbono tras o diamante e o grafito
• 
  Molécula de auga, "disolvente universal", de importancia fundamental en innumerables procesos bioquímicos e industriais
• 
  Representación poliédrica do anión de Keggin, un polianión molecular

• Macromoléculas ou polímeros: Son moléculas cunha masa molecular relativamente alta, cunha estrutura formada pola repetición de unidades derivadas, realmente ou conceptualmente, de moléculas de baixo peso molecular. En moitos casos, especialmente para os polímeros sintéticos, pode considerarse que unha macromolécula ten unha elevada masa molecular relativa, se a adición ou supresión dunha ou varias das unidades ten un efecto insignificante nas súas propiedades. Este non é o caso dalgunhas das macromoléculas as propiedades das cales poden ser criticamente dependentes de detalles finos da estrutura molecular.^[9]

• 
  Representación dun fragmento de ADN, un polímero de importancia fundamental na xenética
• 
  enlace peptídico que une os péptidos para formar proteínas
• 
  Representación dun fragmento lineal de polietileno, o plástico máis usado
• 
  Primeira xeración dun dendrímero, un tipo especial de polímero que crece de forma fractal

Estrutura

As moléculas compóñense de electróns e núcleos atómicos. A localización destes últimos na molécula determina a fórmula desenvolvida (a partir da cal se fai a fórmula química). As moléculas de proteínas e determinados compostos sintéticos poden conter centos de miles de átomos. As macromoléculas son un caso a parte.

As moléculas son o obxecto de estudo da teoría da estrutura molecular e a química cuántica. Esta última baséase nos descubrimentos da física cuántica, incluíndo os seus aspectos relativísticos. Outra disciplina emerxente é o deseño de moléculas. Para determinar a estrutura dunha molécula, a ciencia actual dispón dunha gran variedade de ferramentas: a espectroscopia electrónica, a espectroscopia vibratoria, a resonancia magnética nuclear , a resonancia paramagnética electrónica e moitas outras, aínda que os únicos métodos de observación directa son os que se basean na difracción, como a difracción de raios X e a difracción de neutróns.

Tamaño

A maioría das moléculas son demasiado pequenas para ser vistas a primeira ollada, pero hai excepcións. A macromolécula do ADN, así como outros polímeros, poden chegar a ter tamaños macroscópicas. As moléculas que normalmente se utilizan como bloques constituíntes en síntese orgánica teñen unha dimensión que vai duns poucos Å a unhas ducias. As moléculas máis grandes son chamadas macromoléculas.

A molécula máis pequena é o dihidróxeno (H ₂ ) que ten un enlace de 0,74 Å.^[10] A molécula co diámetro maior é a sílica mesoporosa, con 1.000 Å (100 nm).^[11]

Interaccións intramoleculares

As interaccións intramoleculares son as forzas que actúan entre átomos dunha mesma molécula e os mantén unidos.

A natureza das enlaces químicos das moléculas foi un misterio ata a chegada da mecánica cuántica, xa que a física clásica era incapaz de explicar a saturación e dirección dos enlaces da valencia. Os fundamentos da teoría dos enlaces químicos foron espostas en 1927 por Walter Heitler e Fritz London, baseándose na molécula máis sinxela, a H₂.^[12] Desde entón, tanto a teoría como os métodos para estudar mellorárona moito.

Estes son algúns exemplos de enlaces intramoleculares:^[13]

• enlaces covalentes: existen entre átomos non metálicos.^[14] Por exemplo, os átomos de carbono e osíxeno do dióxido de carbono (CO₂) están unidos por enlaces covalentes,
• enlaces iónicos: existen entre átomos metálicos e non metálicos.^[15] Por exemplo, os átomos de sodio e cloro do cloruro de sodio (NaCl) están unidos por enlaces iónicos,
• enlaces metálicos: existen entre átomos metálicos. Por exemplo, os átomos de cobre que forman un ferro deste material están unidos por enlaces metálicos.

Os enlaces químicos que forman as moléculas da inmensa maioría de compostos orgánicos son covalentes. Nos compostos inorgánicos, hai enlaces iónicos e de doador-aceptor, que resultan da interacción entre un par de electróns dos átomos. A enerxía de formación das moléculas a partir de átomos é aproximadamente aditiva. Isto significa que se pode asumir que a enerxía das moléculas é igual á suma das enerxías dos seus enlaces.

Con todo, non sempre é así. Un exemplo de moléculas que non cumpren a regra da aditividade son as moléculas orgánicas planas con enlaces conxugados, é dicir, cunha alternancia de enlaces simples e enlaces múltiples. A forte deslocalización dos estados dos electróns estabiliza a molécula.

Na maioría de casos, o spin total dos electróns de valencia dunha molécula é cero. As moléculas con electróns non apareados (radicais libres como o hidróxeno monoatómico ou o grupo metil, CH₃) adoitan ser inestables, xa que cando interaccionan prodúcese unha redución importante de enerxía debido á formación de enlaces covalentes.^[16]

Interaccións intermoleculares

Artigo principal: Forza intermolecular.

A interacción intermolecular é a interacción entre moléculas de carga neutra no espazo. A natureza das interaccións intermoleculares varía segundo a polaridade. Non se soubo gran cousa ata a emerxencia da mecánica cuántica.

As forzas intermoleculares son débiles en comparación coas intramoleculares. Por exemplo, o enlace covalente presente nas moléculas de ácido clorhídrico (HCl) é moito máis forte que as forzas presentes entre as moléculas veciñas, cando as moléculas están o suficientemente preto unhas das outras.

As interaccións de orientación intermoleculares prodúcense entre as moléculas polares, é dicir, as que teñen o seu propio momento de dipolo. A interacción dos momentos de dipolo determina como será a forza resultante: atracción ou repulsión. Se os momentos de dipolo das moléculas están configurados en liña das moléculas, intensifícase.

As interaccións intermoleculares de tipo indutivo prodúcense entre unha molécula polar e unha non polar. Neste tipo de interacción, a molécula polar polariza a molécula non polar. A carga eléctrica da molécula polar distorsiona a nube de electróns da molécula non polar.^[17] En xeral, a carga positiva móvese na dirección do campo eléctrico e a negativa na dirección contraria.

Hai catro tipos diferentes de forzas intermoleculares atractivas:

• Forzas de dipolo-dipolo: interaccións electrostáticas entre os dipolos permanentes das moléculas.
• Forzas de dipolo-dipolo inducido, ou forzas de Debye: a interacción atractiva entre o multipolar permanente dunha molécula e un multipolar inducido (polo primeiro dipolo ou multipolar) doutra.
• Forzas de dipolo instantáneo-dipolo inducido, ou forzas de dispersión de London: forzas provocadas polos movementos correlacionados os electróns de moléculas que interaccionan.^[18]
• Forzas de ion-dipolo: as forzas de ión-dipolo e ión-dipolo inducido funcionan en gran medida como as interaccións de dipolo-dipolo e dipolo-dipolo inducido. Con todo, as forzas de ión-dipolo prodúcense entre ións, no canto de só moléculas polares ou non polares. As forzas de ión-dipolo son máis fortes que as interaccións de dipolos para que a carga dun ion é moi superior á dun momento de dipolo. Os enlaces de ion dipolo son máis fortes que as enlaces de hidróxeno. Unha forza de ión-dipolo consiste na interacción dun ión e unha molécula polar, que se aliñan de maneira que as forzas positivas e negativas son adxacentes, o que maximiza a atracción. Unha forza de ión-dipolo inducido consiste na interacción dun ión e unha molécula non polar. Do mesmo xeito que nunha forza de dipolo-dipolo inducido, a carga do ion provoca unha distorsión na nube de electróns da molécula non polar.

Propiedades eléctricas e ópticas

O comportamento da materia nun campo eléctrico é determinado polas propiedades eléctricas básicas das moléculas que o conforman: un momento de dipolo permanente e a polarizabilidade.

O momento de dipolo é un desequilibrio do «centro de gravidade» das cargas positivas e negativas dunha molécula (é dicir, a asimetría eléctrica da molécula). As moléculas con centro de simetría, como a H₂, carecen de momento de dipolo permanente, e viceversa.^[19]

A polarizabilidade é a capacidade da capa de electróns dunha molécula de moverse baixo a influencia dun campo eléctrico, resultando nun momento de dipolo inducido. O valor do momento de dipolo e a polarizabilidade pódense medir experimentalmente grazas á constante dieléctrica. A polarizabilidade é unha propiedade da materia, determina a resposta dinámica dun sistema enlazado a campos externos e proporciona información sobre a estrutura interna das moléculas.^[20]

As propiedades ópticas dun material son determinadas polo seu comportamento no campo eléctrico alternante dunha onda de luz e a polarizabilidade das súas moléculas. Como a polarizabilidade está directamente relacionada coa refracción e difusión da luz, a actividade óptica e outros fenómenos similares son estudados pola óptica molecular.

Propiedades magnéticas

As moléculas e macromoléculas da maioría de compostos químicos son diamagnéticas. A susceptibilidade das moléculas (χ) a formar orgánicos compostos pódese expresar como a suma dos enlaces individuais de χ.

As moléculas con momento magnético permanente son paramagnéticas. É o caso da maioría de elementos e dalgúns compostos químicos.^[21] Son exemplos as moléculas cun número impar de electróns na capa externa (como o N₂O e os radicais libres) e as moléculas con átomos que teñen unha capa interna incompleta (metais de transición etc.).

Química, física e bioloxía

O concepto de molécula é esencial para a química, e gran parte da información sobre a estrutura e funcionamento das moléculas é grazas á investigación química. A estrutura molecular depende das reaccións químicas, e viceversa, xa que a estrutura molecular pode determinar o curso e o resultado das reaccións.

A estrutura e as propiedades dunha molécula son determinadas polos fenómenos físicos que estuda a física molecular. En física, o concepto de molécula utilízase para explicar as propiedades dos gases, líquidos e sólidos. A mobilidade dunha molécula depende da súa difusión, viscosidade, condutividade térmica etc. A primeira proba experimental directa da existencia das moléculas foi obtida polo físico francés Jean Baptiste Perrin en 1906 durante o seu estudo do movemento browniano.

Como todos os seres vivos existen grazas a un delicado equilibrio de reaccións químicas e non químicas entre as moléculas que os compoñen, o estudo da estrutura e as propiedades das moléculas é dunha importancia capital para a bioloxía e a ciencia en xeral.

Os avances en bioloxía, química e física molecular conduciron á emerxencia da bioloxía molecular, que estuda os fundamentos da vida baseándose na estrutura e propiedades das moléculas biolóxicamente funcionais.

Fórmula molecular

Unha propiedade importante de calquera molécula é a súa fórmula química; esta pódese expresar como unha fórmula empírica que relaciona a cantidade de átomos de cada elemento que hai, no caso dun composto ou simplemente o total de átomos no caso dun elemento. Por exemplo, a auga (H₂O), está formada por dous átomos de hidróxeno (H) e un de osíxeno (O), polo tanto ten unha relación de 2:1 de hidróxeno e osíxeno. As moléculas de osíxeno atmosférico están formadas por dous átomos de osíxeno (O). O etanol está composto de carbono, hidróxeno e osíxeno nunha relación 2:6:1. Esta relación non determina por si soa a clase de molécula; por exemplo, o éter dimetílico ten a mesma relación que o etanol e son moléculas diferentes, teñen os mesmos átomos, pero unha estrutura diferente: son isómeros.

Tamén se pode expresar a súa fórmula química como a fórmula molecular, que reflicte a cantidade exacta de átomos que a compoñen, así pódense diferenciar máis moléculas, aínda que os isómeros teñen a mesma fórmula molecular, pero representan diferentes moléculas.

A fórmula empírica pode ser equivalente á fórmula molecular, pero non sempre. Por exemplo, a molécula do acetileno ten a fórmula molecular C₂H₂, pero a fórmula empírica sería CH.

Tipo de enlaces nas moléculas

Nas moléculas, pódese imaxinar que os pares electrónicos compartidos manteñen unidos os átomos entre se se trata da enlace covalente. Dependendo da diferenza de electronegatividade entre os átomos, o enlace será puramente covalente, ou presentará certa polaridade ou contribución iónica. As moléculas raramente se atopan sen interacción entre si, excepto os gases nobres. Así, poden atoparse en redes cristalinas, como o caso das moléculas de H₂O no xeo ou con interaccións intensas, pero que cambian rapidamente de dirección, como na auga líquida. O estudo das interaccións específicas entre moléculas, incluíndo o recoñecemento molecular, é o campo de estudo da química supramolecular. Estas forzas son fundamentais para propiedades como a solubilidade ou o punto de ebulición. Algunhas destas, en orde decrecente de intensidade, son:

• Ponte de hidróxeno
• Interacción dipolo-dipolo
• Forzas de van der Waals

Moléculas na teoría cuántica

A mecánica clásica e o electromagnetismo clásico non podían explicar a existencia e estabilidade das moléculas xa que de acordo coas súas ecuacións unha carga eléctrica acelerada emitiría radiación polo que os electróns necesariamente perderían enerxía cinética por radiación ata caer sobre o núcleo atómico. A mecánica cuántica proveu o primeiro modelo culitativamente correcto que ademais predicía a existencia de átomos estables e proporcionaba explicación cuantitativa moi aproximada para fenómenos empíricos como os espectros de emisión característicos de cada elemento químico.

En mecánica cuántica unha molécula ou un ión poliatómico descríbese cmo un sistema formado por N electróns de masa m e M núcleos de masas m_j. En mecánica cuántica as interaccións físicas destes elementos preséntanse por un hamiltoniano cuántico, cuxos autovalores serán as enerxías permitidas do sistema e cuxas autofuncións describirán os orbitais moleculares da molécula, e deses obxectos poderanse deducir as propiedades químicas da molécula. No que segue designarase mediante e, a carga de cada electrón, mentres que a de cada núcleo, con Z_j os protóns, será Z_je. Para estudar este sistema é necesario analizar o seguinte hamiltoniano cuántico:

(1)

${\displaystyle {\hat {H}}_{mol}=-\sum _{j=1}^{N}{\frac {\hbar ^{2}}{2m}}\nabla _{x_{j}}^{2}-\sum _{j=1}^{M}{\frac {\hbar ^{2}}{2m_{j}}}\nabla _{e_{j}}^{2}+V(x,e)}$

definido sobre o espazo de funcións antismetrizadas de cadrado integrable ${\displaystyle L_{sym}^{2}(\mathbb {R} ^{3(N+M)})}$, as coordenadas asociadas ás posicións dos electróns veñen dadas por ${\displaystyle x=(x_{1},\dots ,x_{N})\in \mathbb {R} ^{3N}}$ e a dos núcleos atómicos veñen dadas por ${\displaystyle e=(e_{1},\dots ,e_{M})\in \mathbb {R} ^{3M}}$. E as interaccións electrostáticas entre electróns e núcleos veñen dadas polo potencial V(x,e) que se pode escribir como:

(2)

${\displaystyle V(x,e)={\frac {1}{2}}\sum _{i\neq j}{\frac {e^{2}}{\|x_{i}-x_{j}\|}}-\sum _{i,j}{\frac {Z_{j}e^{2}}{\|x_{i}-e_{j}\|}}+{\frac {1}{2}}\sum _{i\neq j}{\frac {Z_{i}Z_{j}e^{2}}{\|e_{i}-e_{j}\|}}}$

onde o primeiro termo representa a interacción dos electróns entre si, o segundo a interacción dos electróns cos núcleos atómicos, e o terceiro as interaccións dos núcleos entre si. Nunha molécula neutra terase obviamente que:

${\displaystyle \sum _{j=1}^{M}Z_{j}=N}$

Se M = 1 terase un átomo polielectrónico se Z₁ > 1, e un átomo hidroxenoide se Z₁ = 1.

Aproximación de Born-Oppenheimer

Resolver o problema de autovalores e autofuncións para o hamiltoniano cuántico dado por (1) é un problema matemático difícil, polo que é común simplificalo dalgunha maneira. Así dado que os núcleos atómicos son moito máis pesados que os electróns (entre 10³ e 10⁵ veces máis) pode supoñerse que os núcleos atómicos apenas se moven comparados cos electróns, polo que se considera que están conxelados en posicións fixas, co cal se pode aproximar o hamiltoniano (1) pola aproximación de Born-Oppenheimer dada por:

(3)

${\displaystyle {\hat {H}}_{mol,N}^{BO}(e)=-\sum _{j=1}^{N}{\frac {\hbar ^{2}}{2m}}\nabla _{x_{j}}^{2}+V(x,e)}$

definido sobre o espazo de funcións ${\displaystyle L_{sym}^{2}(\mathbb {R} ^{3N})}$ e onde ${\displaystyle e\in \mathbb {R} ^{3M}}$ é a posición dos núcleos que para a análise se considera fixa. O resultado básico desta análise vén dado polo seguinte resultado matemático:

Teorema de Kato
Os operadores ${\displaystyle {\hat {H}}_{m}ol}$ e ${\displaystyle {\hat {H}}_{mol,N}^{BO}(e)}$ son autoadxuntos e acoutados inferiormente.

Tosio Kato

A propiedade de ser autoadxunto implicará que as enerxías son cantidades reais, e o que sexan acoutados inferiormente implicará que existe un estado fundamental de mínima enerxía por baixo do cal os electróns non poden decaer, e polo tanto, as moléculas serán estables xa que os electróns non poden perder e perder enerxía como parecían predicir as ecuacións do electromagnetismo clásico. Dous resultados matemáticos adicionais dinnos como son as enerxías permitidas dos electróns dentro dunha molécula:^[22]

Teorema HVZ para átomos e moléculas BO
O espectro esencial ${\displaystyle \sigma _{ess}({\hat {H}}_{mol,N}^{BO})=[\Sigma _{N},\infty )}$, onde ${\displaystyle \Sigma _{N}=\inf({\hat {H}}_{mol,N-1}^{BO})}$, a enerxía ${\displaystyle \Sigma _{N}}$ denomínase limiar de ionización.

W. Hunziker, C. Van Winter e G.M. Zhislin

Ademais dentro da mecánica cuántica pode demostrarse que poden existir ións positivos (catións, con carga positiva comparable ao núcleo atómico), mentres que non é igual de fácil ter ións negativos (anións), o seguinte resultado matemático implica ten que ver coa posibilidade de catións e anións:^[22]

Teorema
Para ${\displaystyle N<\sum _{j}Z_{j}+1}$, o hamiltoniano ${\displaystyle {\hat {H}}_{mol,N}^{BO}}$ ten un número infinito de autovalores (enerxías permitidas) por baixo do limiar de ionización ${\displaystyle \Sigma _{N}}$, ademais os estados ligados ${\displaystyle \Psi _{N}^{(i)}(x_{1},x_{2},\dots ,x_{N})}$, con enerxías ${\displaystyle E_{N}^{(i)}<\Sigma _{N}}$ satisfán a cota exponencial

${\displaystyle \int _{\mathbb {R} ^{3N}}|\Psi _{N}^{(i)}(x)|^{2}e^{2\alpha \|x\|}d^{3N}x<\infty ,\qquad \forall \alpha <{\sqrt {\Sigma _{N}-E_{N}^{(i)}}}}$

Historia

Hipótese de Avogadro

Amedeo Avogadro

Non foi ata 1814 cando o químico italiano Amedeo Avogadro propuxo a existencia de moléculas formadas por dous ou máis átomos. Segundo Avogadro, nunha reacción química unha molécula de reactivo debe reaccionar cunha ou varias moléculas doutro reactivo, dando lugar a unha ou varias moléculas do produto, pero unha molécula non pode reaccionar cun número non enteiro de moléculas, xa que a unidade mínima dun reactivo é a molécula. Debe existir, polo tanto, unha relación de números enteiros sinxelos entre as moléculas dos reactivos, e entre estas moléculas e as do produto.

Segundo a lei de Charles e Gai-Lussac, esta mesma relación é a que ocorre entre os volumes dos gases nunha reacción química. Por iso, debe existir unha relación directa entre estes volumes de gases e o número de moléculas que conteñen. Para explicar esta lei, Avogadro introduciu a hipótese de que as moléculas da maioría dos gases elementais máis habituais (hidróxeno, cloro, osíxeno, nitróxeno etc.) eran diatómicas (H ₂, Cl₂, O₂, N₂ etc.), é dicir, que por medio de reaccións químicas pódense separar en dous átomos.

A hipótese de Avogadro non foi admitida pola comunidade científica ata o ano 1860, cando un discípulo de Avogadro, Stanislao Cannizzaro, presentou nunha reunión científica en Karlsruhe un artigo (publicado en 1858) sobre as hipóteses de Avogadro e a determinación de masas atómicas.

Probas de Einstein e Perrin

Artigo principal: Movemento browniano.

Albert Einstein nunha foto de 1921

En 1827, Robert Brown, un botánico escocés, informou que os gránulos de pole mergullados na auga móvense continuamente e trasládanse de maneira irregular dun lugar a outro, é o que se chamou movemento browniano. En principio, pensouse que os grans de pole tiñan vida, pero en 1863 suxeriuse que o movemento observado podía ser debido a un bombardeo desigual das partículas do pole polas moléculas de auga do seu ao redor. Nos obxectos macroscópicos, non se observaba que os impactos son demasiado pequenos para producir ningún efecto. Pero nos corpos microscópicos, bombardeados quizais por uns poucos centos de moléculas por segundo, un pequeno exceso, por un ou outro lado, poden determinar unha axitación observable. Non houbo unha interpretación teórica desta observación ata que Albert Einstein ofreceu unha explicación cuantitativa en 1905.^[23] Einstein elaborou un modelo teórico que permitía facer predicións precisas sobre o tamaño das partículas.

Tres anos máis tarde, o físico francés Jean B. Perrin para confirmar as predicións de Einstein realizou un estudo experimental do movemento browniano.^[24]

O seu traballo foi posible grazas ao desenvolvemento do ultramicroscopio por Richard A. Zsigmondy e Henry Siedentopf en 1903. Perrin estudou a forma en que as partículas sedimentan dentro da auga, debida á influencia da gravidade. A esta sedimentación, opóñense as colisións das moléculas de auga procedentes da parte inferior, de modo que o movemento browniano oponse á forza da gravidade. Perrin empregou este descubrimento para calcular o tamaño das moléculas mediante a ecuación de Einstein e demostrou a súa validez. A importancia fundamental deste traballo é que establece o atomismo como algo máis que unha hipótese útil. Foi principalmente como resultado do labor de Perrin que os máis eminentes escépticos da existencia das moléculas, entre eles Wilhelm Ostwald, finalmente cederan.

Tipo de enlaces nas moléculas

Nas moléculas, pódese imaxinar que os pares electrónicos compartidos manteñen unidos os átomos entre si, tratase da enlace covalente. Dependendo da diferenza de electronegatividade entre os átomos, o enlace será puramente covalente, ou presentará certa polaridade ou contribución iónica. As moléculas raramente se atopan sen interacción entre si, excepto os gases nobres. Así, poden atoparse en redes cristalinas, como o caso das moléculas de H₂O no xeo ou con interaccións intensas, pero que cambian rapidamente de dirección, como na auga líquida. O estudo das interaccións específicas entre moléculas, incluíndo o recoñecemento molecular, é o campo de estudo da química supramolecular. Estas forzas son fundamentais para propiedades como a solubilidade ou o punto de ebulición. Algunhas destas, en orde decrecente de intensidade, son:

• Ponte de hidróxeno
• Interacción dipolo-dipolo
• Forzas de van der Waals

Notas

1. Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para molécula.
2. Unión Internacional de Química Pura e Aplicada: (1994) /M04002.html molecule, Compendium of Chemical Terminology, conocido como Gold Book.
3. Pauling, Linus (1970). General Chemistry. Nova York: Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65622-5.
4. Ebbin, Darrell, D. (1990). General Chemistry, 3th Ed. Boston: Houghton Mifflin Co. ISBN 0-395-43302-9.
5. Brown, T.L. (2003). Chemistry - the Central Science, 9th Ed. Nova Jersey: Prentice Hall. ISBN 0-13-066997-0.
6. Chang, Raymond (1998). Chemistry, 6th Ed. Nova York: McGraw Hill. ISBN 0-07-115221-0.
7. Zumdahl, Steven S. (1997). Chemistry, 4th ed. Boston: Houghton Mifflin. ISBN 0-669-41794-7.
8. Chandra, Sulekh. Comprehensive Inorganic Chemistry. Nueva Era Publishers. ISBN 8122415121.
9. McNaught, A.D.; Wilkinson, A. (1997). IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, the "Gold Book" (en inglés) (2a ed. ed.). Oxford: Blackwell Scientific Publications. ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook.M03667. Consultado o 28 maio 2009.
10. Roger L. DeKock, Harry B. Gray; Harry B. Gray (1989). Chemical structure and bonding. University Science Books. p. 199. ISBN 0-935702-61-X.
11. Benjamin F. Mann; et al. (1/1/2013). "Sub 2-μm Macroporous Silica Particles Derivatized for Enhanced Lectin Affinity Enrichment of Glycoproteins". Anal. Chem. (en inglés) (85 (3)): 1905–1912. doi:10.1021/ac303274w. Consultado o 5 maio 2013.
12. Kostas Gavroglu (2005). Fritz London: A Scientific Biography (en inglés). Cambridge University Press. ISBN 9780521023191.
13. Free High School Science Texts Project (5 agosto 2011). Connexions, ed. "Intermolecular and intramolecular forces and the kinetic theory of matter" (en inglés). Consultado o 27 maio 2013.
14. British Broadcasting Corporation (ed.). "The periodic table and covalent bonding". GCSE Bitesize (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 25 de novembro de 2016. Consultado o 27 maio 2013.
15. Diffen (ed.). "Covalent Bonds vs Ionic Bonds" (en inglés). Consultado o 27 maio 2013.
16. ExRx.net (ed.). "Free Radical Introduction". Consultado o 26 maio 2013.
17. Boundless (ed.). "Ion-Dipole Force" (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 12 de setembro de 2019. Consultado o 20 de decembro de 2016.
18. YouTube (ed.). "Chemguy Chemistry P5T8S9" (en inglés). Consultado o 1 abril 2013.
19. National Radio Astronomy Observatory (ed.). "Molecular Line Spectra" (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 30 de novembro de 2016. Consultado o 27 maio 2013.
20. L. Zhou; F. X. Lee, W. Wilcox, J. Christensen (2002). Organització Europea per a la Recerca Nuclear (CERN), ed. "Magnetic polarizability of hadrons from lattice QCD" (PDF) (en inglés). Consultado o 25 maio 2010.
21. Richard Fitzpatrick (2 febreiro 2006). Universidade de Texas e Austin, ed. "Paramagnetism" (en inglés). Consultado o 27 maio 2013.
22. S.J. Gustafson & I.M. Sigal, 2011, p. 101
23. Einstein, Albert (1905). "Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flüssigkeiten suspendierten Teilchen" (PDF). Annalen der Physik (en al) (Leipzig) 17: 549–560. Arquivado dende o orixinal (pdf) o 10 de abril de 2005. Consultado o 21 de decembro de 2016.
24. Perrin, J. (1909). "Mouvement brownien et réalité moléculaire". Annales de chimie et de physique (en francés) (París) 18: 5–114.

Véxase tamén

Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría:  Molécula

Bibliografía

• S. J. Gustafson & I. M. Sigal (2011): Mathematical Concepts of Quantum Mechanics, Springer-Verlag, ISBN 978-3-642-21866-8.
• Tatièvski, B. M (1965). Квантовая механика и теория строения молекул («A mecánica quantica e a teoría da estrutura molecular») (en rus). Moscova: Publicacions da Universidade Estatal de Moscova. p. 162.
• Bader, R (2001). Атомы в молекулах. Квантовая теория («Os átomos nas moléculas. teoría cuántica») (en rus). Moscova: Mir. p. 532. ISBN 5-03-003363-7.
• Minkin, V. I; Simin, B. J.; Miniàev R. M (1979). Теория строения молекул («Teoría da estrutura molecular») (en rus). Moscova: Alta Escola. p. 408.
• Cook, D (2012). Квантовая теория молекулярных систем. Единый подход («Teoría cuántica de sistemas moleculares. Un enfoque unificado») (en rus). Moscova: Интеллект. p. 256. 978-6-91559-096-9.

Outros artigos

• Composto químico
• Número de Avogadro
• Polaridade química

Ligazóns externas

• "Vista xeral das forzas moleculares" (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 29 de decembro de 2016. Consultado o 20 de decembro de 2016.
• IUPAC (ed.). "As molèculas, en Gold Book da IUPAC" (en inglés).
• IUPAC (ed.). "As entidadess moleculares en Gold Book de la IUPAC" (en inglés).